Закон сохранения массы тела. Закон сохранения массы веществ

Химия - это наука о веществах, их устройстве, свойствах и их преобразовании, получающемся в итоге химических реакций, в фундаменте которых заложены химические законы. Вся общая химия держится на 4-х основных законах, многие из которых открыли русские ученые. Но в данной статье речь пойдет о законе сохранения массы веществ, который входит в основные законы химии.

Закон сохранения массы вещества рассмотрим подробно. В статье будет описана история открытия закона, его сущность и составляющие.

Закон сохранения массы вещества (химия): формулировка

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате нее.

Но вернёмся к истории. Ещё более 20 веков назад древнегреческий философ Демокрит предположил, что вся материя представляет собой незримые частицы. И лишь в XVII веке химик английского происхождения выдвинул теорию: вся материя построена из мельчайших частиц вещества. Бойль проводил опыты с металлом, нагревая его на огне. Он взвешивал сосуды до нагревания и после и заметил, что вес увеличивался. Сожжение же древесины давало противоположный эффект - зола весила меньше древесины.

Новая история

Закон сохранения массы веществ (химия) предоставлен учёному объединению в 1748 г. М.В. Ломоносовым, а в 1756 г. засвидетельствован экспериментным путём. Русский учёный привёл доказательства. Если нагревать герметично закрытые капсулы с оловом и взвешивать капсулы до нагревания, а потом после, то будет очевиден закон сохранения массы вещества (химия). Формулировка, высказанная учёным Ломоносовым, очень похожа на современную. Русский естествоиспытатель внёс неоспоримый вклад в развитие атомно-молекулярного учения. Он объединял закон сохранения массы веществ (химия) с законом сохранения энергии. Нынешнее учение подтвердило эти убеждения. И только через тридцать лет, в 1789 году, естествоиспытатель Лавуазье из Франции подтвердил теорию Ломоносова. Но это было только предположение. Законом оно стало в ХХ веке (начало), спустя 10 лет исследований немецким учёным Г. Ландольтом.

Примеры опытов

Рассмотрим опыты, которые могут подтвердить закон сохранения массы веществ (химия). Примеры:

1. В сосуд помещаем красный фосфор, прикрываем плотно пробкой и взвешиваем. Нагреваем на медленном огне. Образование белого дыма (оксид фосфора) говорит о том, что произошла химическая реакция. Взвешиваем повторно и убеждаемся, что вес сосуда с полученным веществом не изменился. Уравнение реакции: 4Р+3О2 =2Р2О3.
2. Берём два сосуда Ландольта. В один из них аккуратно, чтобы не смешать, заливаем реагенты нитрата свинца и йодида калия. В другой сосуд помещаем и хлорид железа. Сосуды плотно закрываем. Чашки весов должны быть уравновешены. Смешиваем содержимое каждого сосуда. В одном образуется жёлтый осадок - это йодид свинца, в другом получается роданид железа тёмно-красного цвета. При образовании новых веществ весы сохранили равновесие.
3. Зажжём свечку и поставим её в ёмкость. Герметически закрываем эту ёмкость. Приводим весы в равновесие. Когда в ёмкости закончится воздух, свечка погаснет, реакции закончится. Весы будут уравновешены, поэтому вес реагентов и вес образовавшихся веществ одинаковы.
4. Проведём ещё один опыт и рассмотрим на примере закон сохранения массы веществ (химия). Формула хлористого кальция - CaCl2, а сульфатной кислоты - H2SO4. При взаимодействии этих веществ образуется белый осадок - сульфат кальция (CaSO4), и соляная кислота (HCl). Для опыта нам потребуются весы и сосуд Ландольта. Очень аккуратно наливаем в сосуд хлористый кальций и сульфатную кислоту, не перемешивая их, плотно закрываем пробкой. Взвешиваем на весах. Затем смешиваем реагенты и наблюдаем, что выпадает белый осадок (сульфат кальция). Это показывает, что произошла химическая реакция. Опять взвешиваем сосуд. Вес остался прежним. Уравнение этой реакции будет выглядеть так: CaCl2 + H2SO4 =CaSO4 + 2HCl.

Основное

Главная цель химической реакции в том, чтобы разрушить молекулы в одних субстанциях и образовать впоследствии новые молекулы вещества. В этом случае количество атомов каждого вещества до взаимодействия и после остаётся неизменным. Когда образуются новые вещества, выделяется энергия, а когда они распадаются с её поглощением, то присутствует энергетический эффект, проявляющийся в виде поглощения или выделения теплоты. Во время химической реакции молекулы исходных веществ - реагенты, распадаются на атомы, из которых затем получаются продукты химической реакции. Сами же атомы остаются без изменений.

Реакция может длиться веками, а может происходить стремительно. При изготовлении химической продукции нужно знать скорость протекания той или иной химической реакции, с поглощением или выделением температуры она проходит, какое нужно давление, количество реагентов и катализаторов. Катализаторы - небольшая по весу субстанция, не участвующая в химической реакции, но значительно влияющая на её скорость.

Как составлять химические уравнения

Зная закон сохранения массы веществ (химия), можно понять, как правильно составлять химические уравнения.

1. Требуется знать формулы реагентов, вступающих в химическую реакцию, и формулы продуктов, которые получились в её результате.
2. Слева пишутся формулы реагентов, между которыми ставится знак «+», а справа - формулы получившихся продуктов со знаком «+» между ними. Между формулами реагентов и получившихся продуктов ставится знак «=» или стрелка.
3. Количество атомов всех компонентов реагентов должно равняться количеству атомов продуктов. Поэтому высчитываются коэффициенты, которые ставятся перед формулами.
4. Запрещается перемещать формулы из левой части уравнения в правую или менять их местами.

Значение закона

Закон сохранения массы веществ (химия) дал возможность интереснейшему предмету развиваться как науке. Узнаем, почему.

• Большое значение закона сохранения массы веществ в химии в том, что на его основании делают химические расчёты для промышленности. Предположим, нужно получить 9 кг сульфида меди. Мы знаем, что реакция меди и серы происходит в массовых соотношениях 2:1. По данному закону, при химической реакции меди массой 1 кг и серы массой 2 кг получается сульфид меди массой 3 кг. Так как нам нужно получить сульфид меди массой 9 кг, то есть в 3 раза больше, то и реагентов потребуется в 3 раза больше. То есть 6 кг меди и 3 кг серы.
• Возможность составлять правильные химические уравнения.

Заключение

После прочтения данной статьи не должно остаться вопросов по сущности данного закона истории ее открытия, к которой, кстати, причастен наш известный соотечественник, ученый М.В. Ломоносов. Что опять подтверждает то, насколько велика сила отчественной науки. Также стало понятно значение открытия данного закона и его смысл. А те, кто не понимал, в школе, после прочтения статьи должны научиться или же вспомнить, как это делать.

Продукты любой химической реакции состоят из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества. При химических реакциях атомы сохраняются, значит должна сохраняться и масса всех атомов. В таком случае продукты любой химической реакции должны иметь такую же массу, как и исходные вещества.

После проведения некоторых опытов, может показаться, что утверждение о массе веществ неверно. Например, при прокаливании металлы превращаются в хрупкие окалины, масса которых всегда больше массы металлов до опыта. Но почему? Может быть, какие-либо частицы из воздуха присоединяются к металлу? М.В.Ломоносов нашёл ответ на этот вопрос: он прокаливал металлы в закрытых сосудах. Металл превращался в окалину, и масса сосуда с окалиной оставалась такой же, как и масса сосуда с металлом. Получается, масса, которая содержится в сосуде воздуха, уменьшилась на столько, на сколько увеличилась масса металла.

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе образовавшихся веществ.

Этот один из основных законов химии называется законом сохранения массы вещества. Впервые этот закон был сформулирован М.В. Ломоносовым так:

«Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте».

Из закона сохранения массы вещества следует, что вещества не могут возникать из ниоткуда и из ничего или превращаться в ничто. Даже, если нам кажется, что при химической реакции получается лишнее количество вещества или же масса вещества после химической реакции стала меньше, то это значит, что мы не учли всех участвующих в реакции или получающихся веществ.

Например, когда горит древесина нам кажется, что вещества, из которых она образована исчезают без следа. Но при тщательном изучении реакции можно увидеть, что это не так: масса веществ, затраченных при сгорании древесины (древесина + кислород), равна массе воды, золы и углекислого газа, которые получились при горении.

Пользуясь законом сохранения массы можно вычислить массу или одного вступившего в реакцию вещества или одного из полученных веществ, если известны массы всех остальных. Так, если необходимо узнать массу кислорода, получившегося при разложении определённого количества оксида ртути, то для этого нам не нужно собирать кислород для взвешивания. Достаточно определить массу участвующего в реакции оксида ртути и массу ртути, которая выделилась в результате реакции. Согласно закону сохранения массы сумма масс ртути и кислорода равняется массе разложившегося оксида ртути. Следовательно, вычитая из массы оксида ртути массу полученной ртути, мы получим массу выделившегося кислорода.

Например, решим такую задачу: мы взяли 2,56 г. оксида ртути, а после реакции получили 1,95 г. ртути. Какова масса образовавшегося в результате реакции кислорода?

Оксид ртути = ртуть + кислород

2, 56 = 1,95 + х

х = 2,56 – 1,95

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

М. В. Ломоносов впервые сформулировал закон сохранения массы вещества в 1748г., а экспериментально подтвердил его на примере обжига металлов в запаянных сосудах в 1756г. Современная формулировка закона такова:

Независимо от Ломоносова это закон был установлен в 1789г. французским химиком Лавуазье, который показал, что при химических реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ.

Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как все общий закон природы. Ломоносов писал:

«Все перемены в натуре случающиеся такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимается, столько присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте. Сей всеобщий естественный закон простирается и в самые правила движения: ибо тело, движущее своей силою другое, столько же оные у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает».

Взгляды Ломоносова были подтверждены современной наукой. В 1905г. А. Эйнштейн показал, что между массой тела (m

) и его энергией (E

) существует связь, выражаемая уравнением:

– скорость света в вакууме.

Закон сохранения массы дает материальную основу для составления уравнений химических реакций.

Свойства элементов VA и VIA.
Цель работы: изучение химических свойств элементов - азота, фосфора, кислорода и серы. Азот и фосфор являются элементами VA группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомов...

В 1748 г. М. В. Ломоносов (Россия) и в 1789 г. А. Лавуазье (Франция) независимо друг от друга открыли закон сохранения массы веществ в химических реакциях. Этот закон формулируется так:

Масса всех веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О

По закону сохранения массы:

m (СН 4) + m (О 2) = m (СО 2) + m (Н 2 О),

где m (СН 4) и m (О 2) - массы метана и кислорода, которые вступили в реакцию; m (СО 2) и m (Н 2 О) - массы углекислого газа и воды, образовавшиеся в результате реакции.

Сохранение массы веществ в химических реакциях объясняется тем, что число атомов каждого элемента до и после реакции не изменяется. В ходе химической реакции происходит только перегруппировка атомов. В реакции, например, в исходных веществ - СН 4 и О 2 - атом углерода соединяется с атомами водорода, а атомы кислорода- друг с другом; в молекулах продуктов реакции - СО 2 и Н 2 О - и атом углерода, и атомы водорода соединяются с атомами кислорода. Легко посчитать, что для сохранения числа атомов каждого элемента в данную реакцию должны вступать 1 молекула СН 4 и 2 молекулы О 2 , а в результате реакции должны образоваться 1 молекула СО 2 и 2 молекулы Н 2 О:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

Данное выражение является уравнением химической реакции, или химическим уравнением .

Числа перед формулами веществ в уравнении реакции называются коэффициентами . В уравнении коэффициенты перед формулами О 2 и Н 2 О равны 2; коэффициенты перед формулами СН 4 и СО 2 равны 1 (их обычно не записывают).

Химическое уравнение - это выражение химической реакции, в котором записаны формулы исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.

Если известна схема реакции, то для составления химического уравнения нужно найти коэффициенты.

Составим, например, уравнение реакции, которая выражается следующей схемой:

Al + НСl = AlCl 3 + H 2

В левой части схемы атомы и входят в состав молекулы HCl в соотношении 1: 1; в правой части схемы содержатся 3 атома хлора в составе молекулы AlC1 3 и 2 атома водорода в составе молекулы Н 2 . Наименьшее общее кратное чисел 3 и 2 равно 6.

Напишем коэффициент «6» перед формулой HCl, коэффициент «2» - перед формулой AlC1 3 и коэффициент «3» - перед формулой Н;

Аl+ 6HCl = 2AlCl 3 + 3Н 2

Так как теперь в правой части содержится 2 атома , напишем коэффициент «2» перед формулой Al в левой части схемы:

2Al + 6НС1 = 2AlC1 3 + 3H 2

В результате мы получили уравнение данной реакции. Коэффициенты в химическом уравнении показывают не только число молекул, но и число молей исходных веществ и продуктов реакции. Например, это уравнение показывает, что в реакцию вступают 2 моля алюминия Аl и 6 молей , а в результате реакции образуются 2 моля хлорида алюминия AlC1 3 и 3 моля водорода Н 2).

1. Закон сохранения массы и энергии.

Это объеди­ненный закон. В него входят два закона.

I. Закон сохранения массы : Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.

Этот закон был открыт М. В. Ломоносовым 1748 г. и дополнен А. Л. Лавуазье в 1789 г.

В процессе реакции сохраняется масса каждого 1 элемента.

Этот закон позволяет составлять уравнения химиче­ских реакций и осуществлять расчеты на их основе. Он не является абсолютным (см. ниже). Абсолютным явля­ется закон сохранения энергии.

2.Закон сохранения энергии: Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Этот закон - результат работ А. Эйнштейна. Он ус­тановил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):

Е = тс 2 , (6)

где с - скорость света в вакууме, равная -300 000 км/с. Поскольку в результате химической реакции выде­ляется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).

Образование одного моля хлороводорода из простых веществ сопровождается тепловым эффектом 92,3 кДж/моль, что соответ­ствует потере массы вещества («дефект массы») около 10 -9 г.

Следующие законы справедливы только для соедине­ний с постоянным составом молекул - дальтонидов. Они отличаются от соединений, имеющих переменный состав молекул - бертоллидов.

В сплавах металлов содержатся соединения типа М т М л, где т и n - переменные.

2. Закон постоянства состава (Ж. Л. Пруст, 1801).

Соотношение между массами химических элементов, входящих в состав данного соединения, есть величина постоянная, не зависящая от способа его получения.

3. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803).

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на определенную массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

В оксиде углерода (II) СО: М(С)/М(О) = 12/16 = 3/4, в оксиде углерода (IV) СО 2: М(С)/М(2О) = 12/32 = 3/8. Следовательно, мас­сы углерода, приходящиеся на определенную массу кислорода, в этих соединениях относятся, как:

3 / 4: 3 / 8 =2:1

4. Закон простых объемных отношений (Ж. Л. Гей-Люссак, 1808).

Объемы вступивших в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газов как небольшие целые числа.

В реакции образования аммиака в соответствии со стехиомет-рическими коэффициентами в уравнении реакции:

H 2 + 3N 2 = 2NH 3 получаем, что V(N 2) : V(Н 2) : V(NН 3) = 1:3:2.

5. Закон Авогадро (1811). В равных объемах различных газов при одинако­вых условиях (р и Т) содержится одинаковое число молекул.

Этот закон вытекает из анализа уравнения состояния идеального газа Менделеева-Клапейрона:

рV = nRТ.

Это уравнение можно записать для двух газов: p 1 V 1 = V 1 RТ 1 , р 2 V 2 = V 2 RТ 2 .

При равенстве p 1 = р 2 , T 1 = Т 2 и V i = V 2 будут равны и количества веществ газов: n 1 = n 2 или, с учетом числа Авогадро:

n 1 ·N А = n 2 · N A ,

т. е. будет равно и число молекул этих газов.

Закон Авогадро имеет следствия:

1. Одинаковое число молекул любого газа при оди­наковых условиях занимает один и тот же объем.

2. Массы газов, взятых в одинаковых объемах при одинаковых условиях (р, Т), относятся друг к другу как их молярные массы:

т 1 /т 2 = М 1 /М 2 . (7)

Это следствие вытекает из равенства количеств ве­ществ этих газов (см. выше): ν 1 = ν 2 .

Подставляя вместо количества вещества отношение его массы к молярной массе (уравнение 2) получим:

т 1 /М 1 = т 2 /М 2

т 1 /т 2 = М г /М 2 .

Второе следствие позволяет вывести уравнение для определения молярной массы неизвестного газа по извест­ной величине относительной плотности этого газа по дру­гому известному газу.

После подстановки в числитель и знаменатель левой части уравнения 7 объемов первого и второго газов, ко­торые равны, получаем:

т 1 · V 2 /т 2 · V 1 = М 1 /М 2 .

Отношение массы вещества к его объему заменяем на плотность (см. уравнение 5):

Р 1 /Р 2 = М 1 /М 2

и получаем уравнение для расчета молекулярной массы первого газа по второму:

М 1 = (ρ 1 / ρ 2)·М 2 = D 1/2 М 2 (8)

Или в общем виде:

М = D г М г (9)

где D Г - относительная плотность первого газа по вто­рому.

Если известна плотность данного газа по водороду, то используют уравнение:

М = 2DН 2 . (10)

Если известна плотность газа по воздуху, то исполь­зуют уравнение:

М = 29D возд. (11)